UNIONES QUÍMICAS Fuerzas de interacción que mantienen unidos a los átomos, llevando a la formación de moléculas o compuestos

Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto: Metales: No metales: Alta electronegatividad. Tienden a recibir electrones Baja electronegatividad Baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones.

Tipos de uniones químicas: IÓNICAS UNION ENTRE ÁTOMOS COVALENTES METÁLICAS UNION ENTRE MOLÉCULAS: Fuerzas de London FUERZAS DE VAN DER WAALS Dipolo-Dipolo Dipolo-Dipolo Inducido PUENTE DE HIDRÓGENOS

Características de los enlaces: IONICOS COVALENTES METÁLICOS * Se producen entre un metal y un no metal * Se producen entre dos no metales * Se producen entre metales * Los iones son atraídos por fuerzas electrostáticas * Las moléculas son atraídas por fuerzas de Van der Waals Los electrones son atraídos por los núcleos atómicos por lo cual permanecen relativamente libres * Forman compuestos iónicos o redes iónicas * Forman moléculas covalentes * Forman una red de cationes metálicos Ejemplo: NaCl Ejemplo: O2, CO2 Ejemplo : trozo de aluminio

REPRESENTACIÓN GRÁFICA: SIMBOLOGÍA DE LEWIS A principios del siglo XX, el científico Lewis, sugirió que los átomos, al enlazarse, “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo, cumpliendo con la REGLA DEL OCTETO. Por medio de (° y + ) simbolizó los electrones de valencia de los átomos, que son los que están en juego en las uniones químicas.

Es aquella en la que hay transferencia de electrones de un metal a un no metal, formándose cationes y aniones, respectivamente, que se mantienen unidos entre sí por fuerzas electrostáticas. UNIÓN IÓNICA

Estructura de lewis para una unión iónica

Propiedades de los compuestos iónicos Las sustancias iónicas presentan altos puntos de fusión y ebullición (más de 700°C), ya que para fundirlas es necesario romper las uniones químicas entre los iones. En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen fundidas en un medio líquido. No forman moléculas, sino compuestos iónicos. Son duros y frágiles F:\videos\enlace_ionico - YouTube.flv

Uniones covalentes El enlace covalente es aquel en que dos átomos comparten pares de electrones, de esta manera, los átomos adquieren la configuración externa que predica la " Teoría del Octeto": 8 o 2 electrones. Cuando comparten un par de electrones forman uniones covalentes simples Ej. H-H Cuando comparten dos pares de electrones forman uniones covalentes dobles Ej. :Ö=Ö: Cuando comparten tres pares de electrones forman uniones covalentes triples Ej. :N =N:

TIPOS DE ENLACES COVALENTES En el enlace covalente las fuerzas que mantienen unidos los átomos son también de naturaleza electrostática, pero se producen cuando dos átomos comparten sus electrones para formar moléculas Enlace covalente dativo o coordinado: es la unión que ocurre entre dos átomos de dos elementos, en la que el par electrónico compartido es aportado por uno de los dos átomos. Ej. :Ö *S* = Ö: Enlace covalente Apolar: el par electrónico compartido esta formado por un electrón proveniente de cada uno de los átomos que intervienen. Esta unión puede establecerse entre dos átomos iguales, o que tengan electronegatividades muy similares

Enlace covalente Polar: los electrones no son atraídos de la misma manera por los núcleos y pasaran estadísticamente mas tiempo cerca del núcleo del átomo más electronegativo. La diferencia de atracción de los núcleos genera un dipolo permanente en la molécula. ENLACE COVALENTE APOLAR POLAR

FUERZAS INTERMOLECULARES Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares son las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas se las considera mucho más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos., determinando las propiedades físicas de las sustancias

Las principales fuerzas intermoleculares son: El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno) las fuerzas de Van der Waals. Que podemos clasificar a su vez en: Dipolo - Dipolo inducido. Fuerzas de dispersión de London. Dipolo - Dipolo.

Fuerzas de London Fuerzas Dipolo-Dipolo son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre moléculas apolares En promedio, la distribución de cargas en torno a una molécula apolar es simétrica y no hay momento dipolar Es una interacción covalente entre dos moléculas polares. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la densidad de carga positiva de una está cerca de la densidad de carga negativa de la otra.

a) muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea: a) muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir b) de muy pequeño tamaño. Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N. El enlace que forman con el hidrógeno es muy polar ya que el átomo de hidrógeno es un centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de los átomos electronegativos de otras moléculas. (Oxigeno)   ENLACE DE HIDRÓGENO

DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver en agua.

Propiedades de las moléculas covalentes Los puntos de fusión y ebullición son bajos (300°C), porque las fuerzas que los mantienen unidas son débiles. Son solubles en solventes orgánicos apolares (nafta, éter, cloroformo étc.). Generalmente son insolubles en agua (svte polar). No conducen la corriente eléctrica excepto el grafito. En la naturaleza se encuentran en los tres estados. Forman moléculas que solo se mantienen unidas por fuerzas débiles llamadas “Van der Waals”. F:\Enlaces químicos - YouTube.flv